Este documento trata sobre la estructura de la materia. Explica los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr, así como el modelo mecánocuántico. Describe los números cuánticos, orbitales atómicos y configuraciones electrónicas de los elementos. Finalmente, menciona las excepciones en la configuración electrónica de los elementos de transición como el cromo y el cobre.

1. QUÍMICA
TEMA1: “ESTRUCTURA DE LA MATERIA”
En este tema vamos a intentar comprender la
estructura de los átomos, tanto del punto de vista de
la mecánica clásica como el de la mecánica cuántica.

2. Modelos atómicos
- Modelo atómico de Thomson: descubrió los electrones. En 1904 sugirió el
modelo “los átomos cómo esferas macizas y uniformes de carga positiva
neutralizada por los electrones que estarían incrustados en ella”.
- Modelo atómico de Rutherford: descubre el protón. En 1911 sugirió el
modelo:
- Núcleo: cargado positivamente y con la mayor parte de la masa.
- Corteza: los electrones giran alrededor del núcleo a gran distancia de él.
Fallos: los electrones al girar van perdiendo energía y acaba precipitándose
sobre el núcleo. No explica las bandas discontinuas en los espectros atómicos.
- Chadwich: descubre el neutrón. El núcleo atómico no podía estar formado
exclusivamente de protones ya que sería inestable por la fuerza repulsiva entre
cargas del mismo signo.

3. Naturaleza dual de la luz. Espectros atómicos.
• Hipótesis de Planck (1900): establece que la energía que emite o absorbe un
átomo está formada por paquetes o cuántos de energía. E=h·ƒ
• Efecto fotoeléctrico (1905): consiste en la emisión de electrones por parte de
ciertos metales cuando sobre ellos incide una luz de pequeña longitud de onda
(λ). E= E0 + Ec.
• Espectros atómicos: La luz solar presenta un espectro con todos los colores
llamado espectro contínuo. Los espectros atómicos son discontínuos.
– Espectro de emisión: radiación que emite cuando un elemento, en estado
gaseoso, se excita por calentamiento o descarga eléctrica. El espectro
aparece negro con líneas de colores.
– Espectro de absorción: si sobre una sustancia se hace incidir radiación
compuesta con un gran número de longitudes de onda apareceran en el
espectro unas rayas negras correspondientes a la radiación absorbida.

4. Modelo atómico de Bohr
• Postulados:
– El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía
radiante.
– Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento
angular múltiplo entero de h/2∏.
– La emisión o absorción de energía de un átomo se corresponde con el
tránsito electrónico entre diferentes órbitas. Las energías de estas órbitas
están cuantizadas y sus valores son:
Rh
En = −
n2
• Interpretación del espectro del átomo de hidrógeno: la energía del fotón
intercambiado es igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que
se produce el salto.

5. Modelo atómico de Bohr
• Las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación:
 
∆E Rh  1 1 
ν= = −
h h n 2 n2
 f
 i 

• Las series espectrales: son un prupo de líneas que aparecen en el
espectro de hidrógeno que se corresponden con las distintas transiciones
electrónicas:
– Serie de Lyman: transiciones desde ni>1 hasta el nivel fundamental
nf=1.(zona ultravioleta)
– Serie de Balmer:transiciones desde ni>2 hasta el nivel fundamental
nf=2.(zona visible)
– Serie de Paschen, Brackett y Pfund:transiciones cuyo nivel inferior es
respectivamente, nf=3, nf=4 y nf=5.(zona infrarroja)

6. Fallos del modelo de Bohr
• No explica espectros de átomos polielectrónicos.
• No justifica que para las órbitas permitidas para el movimiento del electrón,
éste no emite energía.
• No podía justificar algunas líneas espectrales del átomo de hidrógeno
porque estaban formadas por varias. El modelo atómico de Bohr-
Sommerfeld explica la multiplicidad de las líneas espectrales admitiendo
órbitas elípticas.
Para paliar estas deficiencias surge el modelo mecanocuántico.

7. Modelo Mecanocuántico
• Hipótesis de De Broglie: en 1924 sugirió que los electrones podrían
mostrar características de ondas y fotones. λ=h/mv.
• Principio de Incertidumbre: en 1927 Heisenberg dice que es imposible
conocer simultáneamente la cantidad de movimiento (p) y la posición (x) de
una partícula con absoluta exactitud o certeza. Δx·Δp≥h.
• Modelo mecanocuántico: La función de onda: en 1926 Schrödinger
efectúa un tratamiento matemático que le permite estudiar el
comportamiento del electrón en un átomo, así como sus valores
energéticos. Ĥ·Ψ=E·Ψ.
Para obtener la solución de esta ecuación es preciso condicionarla a
unos parámetros llamados números cuánticos.

8. Orbitales atómicos y números cuánticos
• Orbitales atómicos: determinan la zona del espacio donde hay una probabilidad
mayor del 90% de encontrar los electrones en un átomo.
• Números cuánticos:
– n: número cuántico principal. n= 1, 2, 3…Tamaño del orbital.
– l: número cuántico secundario. l= Desde 0 hasta n-1. Forma del orbital.
– m: número cuántico magnético. m= Desde –l hasta +l. Orientación.
– s: número cuántico spin. s= +1/2 y -1/2. Giro del electrón sobre si mismo.
• Un orbital atómico está definido por los números cuánticos (n, l, m).
• Un electrón está definido por los 4 números cuánticos (n, l, m, s).
• Orbitales atómicos:
Orbital “s”: l=0. Orbital “p”: l=1. Orbital “d”: l=2. Orbital “f” : l=3
Para averiguar el número de orbitales (2l+1)

9. Configuraciones electrónicas
• Modo en el que disponen los electrones alrededor del núcleo de la
forma más estable. Se siguen 4 reglas:
– Principio de construcción de Aufbau: electrón se sitúa en el orbital vacío
disponible con menor energía.
– Primera regla de Hund: de menor a mayor (n+l).
– Principio de exclusión de Pauli: un orbital sólo puede albergar dos
electrones con espines antiparalelos.
– Principio de máxima multiplicidad de Hund: al llenar orbitales
degenerados los espines de los electrones permanecen desapareados
mientras sea posible.
• Diagrama de Möller: es el método que se utiliza para establecer el orden de
llenado de los orbitales.(flechas)

10. Configuraciones electrónicas
• Excepciones de configuraciones electrónicas de los elementos de
transición: cómo están favorecidas desde el punto de vista energético los
orbitales ocupados o semiocupados, los elementos del grupo del Cr (con el
orbital d con 4 electrones) pasará un electrón del orbital s al d para que
éste quede semiocupado.
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s1 3d 5
• También ocurre en el grupo del Cu (con el orbital d con 9 electrones)
pasará un electrón del orbital s al d para que éste quede ocupado.
1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s1 3d 10